第一节 电离平衡（举一反三专项训练，北京专用）【上好课】化学人教版选择性必修1

第一节 电离平衡 题型01 电解质及其分类 题型02 电离方程式的书写 题型03 弱电解质的电离平衡 题型04 影响电离平衡的因素 题型05 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 题型06 电离平衡常数及应用 题型07 电离度 题型01 电解质及其分类 1．电解质和非电解质 (1)电解质：在水溶液中或熔融状态下能___________的___________。 电解质在水溶液或熔融状态下能产生___________的离子。 (2)非电解质：在水溶液中和熔融状态下都___________的___________。 2．强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能___________电离的电解质 在水溶液中只能___________电离的电解质 电解质在溶液中的存在形式 只有阴、阳离子 既有阴、阳离子，又有___________分子 化合物类型 离子化合物、部分共价化合物 共价化合物 实例 ①多数盐(包括难溶性盐)； ②强酸，如HCl、H2SO4等； ③强碱，如KOH、Ba(OH)2等 ①弱酸，如CH3COOH、HClO等； ②弱碱，如NH3·H2O等； ③水 3．与离子化合物和共价化合物的关系 (1)离子化合物在熔化状态下能完全电离，在水溶液也是完全电离的，因此离子化合物一定是强电解质。 (2)共价化合物中有的是强电解质，如强酸；有的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水；有的是非电解质。 4．判断电解质强弱的依据 (1)区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。 (2)电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。 (3)在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。 【典例1】(2026·北京西城高二期中)下列物质属于弱电解质的是(　　) A．NaCl B．蔗糖 C．NH3·H2O D．BaSO4 【变式1-1】(2026·北京通州高二期中)下列物质中，属于弱电解质的是(　　) A．CH3COONa B．KOH C．CO2 D．NH3·H2O 【变式1-2】下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的分类，完全正确的是(　　) 选项 A B C D 强电解质 Fe NaCl CaCO3 HNO3 弱电解质 CH3COOH NH3 H3PO4 Fe(OH)3 非电解质 蔗糖 BaSO4 酒精 Cl2 【变式1-3】下列事实能证明MOH是弱碱的有(　　) ①0.1 mol·L-1 MOH溶液可以使酚酞溶液变红 ②常温下，0.1 mol·L-1 MOH溶液中c(OH-)<0.1 mol·L-1 ③相同温度下，0.1 mol·L-1 MOH溶液的导电能力比0.1 mol·L-1 NaOH溶液的弱 ④等体积的0.1 mol·L-1 MOH溶液与0.1 mol·L-1盐酸恰好完全反应 A.①② B.②③ C.②④ D.③④ 题型02 电离方程式的书写 1．强电解质 完全电离，在写电离方程式时，用“___________”。 2．弱电解质 部分电离，在写电离方程式时，用“”。 (1)一元弱酸、弱碱一步电离。 如CH3COOH：CH3COOH____________________，NH3·H2O：NH3·H2O____________________。 (2)多元弱酸分步电离，必须___________写出，不可合并(其中以第一步电离为主) 如H2CO3：H2CO3______________________(主)，HCOH＋＋CO(次) (3)多元弱碱分步电离 (较复杂)，在中学阶段要求一步写出。 如Fe(OH)3：Fe(OH)3_____________________。 【典例2】(2026·北京延庆高二期中)下列电离方程式书写正确的是( ) A．NH3·H2ONH4+ +OH- B．CH3COONaCH3COO-+Na+ C．H2CO3 2H++CO32- D．KOH K++OH- 【变式2-1】下列电离方程式书写正确的是(　　) A．NaHCO3Na＋＋H＋＋CO32- B．HFH＋＋F－ C．H2SO42H＋＋SO42- D．CH3COONH4H3COO－＋NH4+ 【变式2-2】下列物质在水溶液中的电离方程式书写正确的是( ) A．NaHSO4：NaHSO4＝Na++H++SO42- B．H2CO32H++CO32－ C．醋酸：CH3COOH=H++CH3COO- D．KSCN：KSCN=K++S2-+CN- 【变式2-3】在以下各种情形下，下列电离方程式的书写正确的是(　　) A．熔融状态下的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO B．H2CO3的电离：H2CO32H＋＋CO C．Fe(OH)3的电离：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ D．水溶液中的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋HSO 题型03 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的概念 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到___________时，弱电解质分子电离成离子与离子结合成弱电解质分子的___________相等，溶液中各分子和离子的浓度______________________的状态。 2．电离平衡的特征 3．电离平衡的可逆性 弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。 (1)弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程___________，且v电离_______v结合≠0。 (2)溶液中电解质分子和电解质离子___________，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度___________。 2．电解质溶液中的守恒问题 (1)物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒(又称物料守恒)，如：0.1mol·L-1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=__________mol·L-1。 (2)电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数____负电荷总数。 【典例3】25℃时，向10 mL 0.1 mol/L醋酸溶液中加入蒸馏水，将其稀释到1 L后，下列说法中正确的是( ) A．CH3COOH的电离常数增大 B．c(CH3COOH)增大 C．c(OH―)增大 D．减小 【变式3-1】3】在氨水中，NH3·H2O的电离达到平衡的标志是(　　) A．溶液呈电中性 B．溶液中无氨水分子 C．c(OH-)保持不变 D．溶液中N和OH-共存 【变式3-2】下列实验事实不能证明醋酸是弱电解质的是( ) A．常温下，测得0.1mol·L-1醋酸溶液的 B．常温下，将pH=1的醋酸溶液稀释1000倍，测得pH＜4 C．相同pH的醋酸溶液和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，产生H2的起始速率相等 D．在相同条件下，0.1 mol/L的醋酸溶液的导电性比0.1 mol/L的盐酸的导电性弱 【变式3-3】对室温下100mLpH=2的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是( ) A．加水稀释至溶液体积为1000mL，醋酸溶液的pH变为4 B．温度都升高20℃后，两溶液的pH不再相等 C．加水稀释至溶液体积为200mL后，两种溶液中c(OH―)都减小 D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气体积相同但盐酸更快 题型04 影响电离平衡的因素 1．内因： 弱电解质___________是决定因素。 2．外因因素： (1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，___________。 (2)温度：温度越高，___________越大。 (3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。 (4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。 以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。 电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。 影响因素 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) pH 导电能力 升温(不考虑挥发) _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加冰醋酸 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加水稀释 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加CH3COONa固体 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 通HCl气体 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加NaOH固体 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加金属Zn _______ _______ _______ _______ _______ _______ (2)由于电离过程吸热，升温，电离平衡正向移动；降温，电离平衡逆向移动。 (3)电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。 3．勒夏特列原理适用于电离平衡 (1)同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡_______移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡_______移动。 (2)酸或碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡_______移动；加入NaOH，电离平衡_______移动。 (3)化学反应：当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向_______方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的_______与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)_______，电离平衡_______移动。 【典例4】已知人体体液中存在如下平衡：CO2+H2OH2CO3H++HC，以此维持体液pH的相对稳定。下列说法错误的是(　　) A.静脉滴注大量生理盐水时，平衡向左移动 B.如果CO2进入血液，平衡向右移动 C.当强酸性物质进入体液后，平衡向左移动 D.当强碱性物质进入体液后，平衡向右移动 【变式4-1】稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ON+OH-。若要使平衡向左移动，同时使c(OH-)增大，应加入的物质或采取的措施是(　　) ①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热　⑥加入少量MgSO4固体 A.①②③⑤ B.③⑥ C.③ D.③⑤ 【变式4-2】H2S水溶液中存在电离平衡H2SH++HS-和HS-H++S2-。下列关于H2S溶液的说法正确的是(　　) A．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小 B．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 C．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子的浓度都减小 【变式4-3】在稀氨水中存在下列平衡：NH3 + H2ONH3·H2ONH4++ OH— ，对于该平衡，下列叙述正确的是(　　) A．加入少量NH4Cl固体，平衡逆向移动，溶液的pH减小 B．通入少量氨气，平衡正向移动，c (NH3·H2O) 减小 C．加入少量NaOH固体，并恢复至室温，平衡逆向移动，NH3·H2O的电离平衡常数减小 D．加水稀释，NH3·H2O的电离程度及c ( OH— ) 都增大 题型05 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 1．一元强酸和一元弱酸的比较 (1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项 目酸　　 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 (2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 2．加水稀释粒子浓度比值变化分析 (1)同一溶液、浓度比等于物质的量比。如HF溶液：。(由浓度比较变成物质的量比较) (2)将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：。(由两变量转变为一变量) 【典例5】(2026·北京师大附属实验中学高二检测)醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，下列叙述不正确的是( ) A．溶液加水稀释、加热、加入少量纯醋酸，均可使CH3COO-的物质的量增多 B．溶液中加入少量纯醋酸，平衡向右移动，电离程度减小 C．溶液加水稀释，不变 D．溶液加水稀释，溶液中的比值将减小 【变式5-1】(2026·北京清华大学附中高二期中)向10 mL氨水中加入蒸馏水，将其稀释倒2L，下列说法中不正确的是( ) A．NH3·H2O的电离程度增大 B．NH3·H2O的物质的量浓度减小 C．OH-数目增多，溶液碱性增强 D．增大 【变式5-2】醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH++CH3COO-。下列叙述不正确的是(　　) A．0.1 mol·L-1的CH3COOH 溶液加水稀释或加热均可使CH3COO-的物质的量增大 B．0.1 mol·L-1的CH3COOH 溶液加水稀释，c(CH3COO-)·c(H+) 减小 C．向0.1 mol·L-1CH3COOH溶液中加入少量纯醋酸，平衡向右移动，电离程度增大 D．0.1 mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中减小 【变式5-3】室温下，等体积等pH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，pH值随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是( ) A．Ⅱ线代表盐酸 B．水的电离度：c>d C．中和需NaOH的量：c>a D．b点的c(CH3COO－)和e点的c(Cl－)相等 题型06 电离平衡常数及应用 1．电离平衡常数 (1)电离平衡常数表达式： 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的______________浓度的乘积与溶液中_______的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。弱酸的电离平衡常数用_______表示，弱碱的电离平衡常数用_______表示。如： CH3COOH电离常数的表达式：Ka=____________________________； NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=____________________________。 (2)多元弱酸的分步电离 H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如： H2CO3H＋＋HCO，HCO3-H＋＋CO32-，所以Ka1＝____________________________，Ka2＝____________________________。 一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于______________。 2．电离平衡常数的意义 (1)反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强。 (2)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1＞Ka2＞Ka3……，当Ka1_______Ka2时，计算多元弱酸中的c(H+)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 3．电离平衡常数的影响因素 (1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数_______，反之，电离常数_______。 (2)外因：电离平衡常数与_______有关，与浓度无关，______________，K增大。 4．电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)_______。 (2)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q_______K，平衡向_______方向移动。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 【典例6】(2026·北京大兴高二期中)由表中数据判断下列说法不正确的是( ) 弱酸 HNO2 HCN H2CO3 电离常数(25℃) 5.6×10-4 4.9×10-10 Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11 A．同物质的量浓度溶液的pH： Na2CO3＞NaNO2 B．过量的HCN与Na2CO3溶液混合：CO32-+HCNHCO3-+CN- C．NaHCO3溶液呈碱性的原因是存在平衡：HCO3-+H2OH2CO3+OH- D．Na2CO3溶液中存在：cNa＋＝2cCO32-＋2cHCO3-＋2cH2CO3 【变式6-1】下表是几种弱酸在常温下的电离平街常数： CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4 1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka1=9.1×10-8 Ka2=1.1×10-12 Ka1=7.5×10-3 Ka2=6.2×10-8 Ka3=2.2×10-13 则下列说法中不正确的是(　　) A．碳酸的酸性强于氢硫酸 B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C．常温下，加水稀释醋酸，增大 D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变 【变式6-2】已知25℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表，下列叙述正确的是( ) 酸 醋酸 次氯酸 碳酸 亚硫酸 电离平衡常数 K a＝1.75×10－5 K a＝2.98×10－8 Ka1＝4.30×10－7 Ka2＝5.61×10－11 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7 A．25℃，等物质的量浓度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3 四种溶液中，碱性最强的是Na2CO3 B．将0.1 mol·L－1的醋酸加水不断稀释，所有离子浓度均减小 C．少量的SO2通入Ca(ClO)2溶液中反应的离子方程式为：SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－＝CaSO3↓＋2HClO D．少量CO2通入NaClO溶液中反应的离子方程式为：CO2＋H2O＋2ClO－＝CO32－＋2HClO 【变式6-3】(2026·北京师大附属实验中学高二检测)电离常数是研究电解质在水溶液中行为的重要工具。现有HX、H2Y和H2Z三种酸，各酸及其盐之间不发生氧化还原反应，它们的电离常数如表所示。 酸 电离常数 HX Ka=10-9.2 H2Y Ka1=10-6.4，Ka2=10-10.3 H2Z Ka1=10-1.9，Ka2=10-7.2 下列说法正确的是( ) A．相同物质的量浓度的HX、H2Y和H2Z溶液，的关系：HX＜H2Y＜H2Z B． 0.1mol·L-1H2Z溶液中离子浓度的关系：c(H＋)＞c(Z2-)＞c(HZ-) C．Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式：HX+Y2-=HY-+X- D．用溶液中和相同、相同体积的H2Y、H2Z溶液，H2Z酸性强，消耗的NaOH多 题型07 电离度 1．电离度的表示方法 弱电解质的电离度α可表示为：α＝____________________________×100% 2．电离度与电离平衡常数的关系 在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度__________，而电离度与初始浓度__________。 一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度__________；弱电解质溶液的浓度越小，电离度__________。 3．电离平衡常数与电离度的有关计算 电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是__________浓度。 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2，α= 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度__________；反之，初始浓度越小，电离度__________。 【典例7】下表是在相同温度下三种酸的一些数据， 下列判断正确的是( ) 酸 HX HY HZ 浓度(mol/L) 0.12 0.2 0.9 1 1 电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5 电离常数 Ka1 Ka2 Ka3 Ka4 Ka5 A．同温时，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度降低，电离度越大，且Ka1>Ka2>Ka3=0.01 B．室温时，NaZ 溶液中加水，则变小，若加盐酸，则变大 C．等物质的量浓度的NaX、NaY 和NaZ的三种溶液，其pH为：NaX＜NaY＜NaZ D．在相同温度下，Ka5>Ka4>Ka3 【变式7-1】图中曲线，可以描述醋酸(曲线Ⅰ，Ka=1.8×10-5)和次磷酸(曲线Ⅱ，Ka=9×10-2)在水中的电离度与浓度关系的是( ) A．B．C．D． 【变式7-2】25 ℃时，在0.5 L 0.2 mol·L-1的HA溶液中，HA的电离度为10%，则该温度下HA的电离平衡常数(单位为mol·L-1)约为( ) A．2.22×10-3 B．4.3×10-3 C．2.52×10-4 D．1×10-3 【变式7-3】，浓度为0.1mol·L-1的几种弱电解质的电离度a如下表所示。下列说法错误的是( ) 电解质 CH3COOH HF NH3·H2O A．，浓度为0.1mol·L-1 CH3COOH溶液的约为3 B．电离平衡常数Ka(CH3COOH)=Kb(NH3·H2O)约为10-6 C．NH4F溶液中离子浓度大小顺序为：c(F－)＞c(NH4+)＞c(H＋)＞c(OH-) D．CH3COONH4溶液呈中性，水电离产生的 c(H＋)＞10-7mol·L-1 13 / 16 学科网(北京)股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 第一节 电离平衡 题型01 电解质及其分类 题型02 电离方程式的书写 题型03 弱电解质的电离平衡 题型04 影响电离平衡的因素 题型05 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 题型06 电离平衡常数及应用 题型07 电离度 题型01 电解质及其分类 1．电解质和非电解质 (1)电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。 电解质在水溶液或熔融状态下能产生自由移动的离子。 (2)非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。 2．强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能全部电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 电解质在溶液中的存在形式 只有阴、阳离子 既有阴、阳离子，又有电解质分子 化合物类型 离子化合物、部分共价化合物 共价化合物 实例 ①多数盐(包括难溶性盐)； ②强酸，如HCl、H2SO4等； ③强碱，如KOH、Ba(OH)2等 ①弱酸，如CH3COOH、HClO等； ②弱碱，如NH3·H2O等； ③水 3．与离子化合物和共价化合物的关系 (1)离子化合物在熔化状态下能完全电离，在水溶液也是完全电离的，因此离子化合物一定是强电解质。 (2)共价化合物中有的是强电解质，如强酸；有的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水；有的是非电解质。 4．判断电解质强弱的依据 (1)区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。 (2)电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。 (3)在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。 【典例1】(2026·北京西城高二期中)下列物质属于弱电解质的是(　　) A．NaCl B．蔗糖 C．NH3·H2O D．BaSO4 【答案】C 【解析】A项，NaCl是强电解质，在水溶液中完全电离，A不符合题意；B项，蔗糖是非电解质，在水溶液和熔融状态下均不导电，B不符合题意；C项，NH3·H2O是弱碱，在水溶液中部分电离，属于弱电解质，C符合题意；D项，BaSO4虽难溶，但溶解部分完全电离，属于强电解质，D不符合题意；故选C。 【变式1-1】(2026·北京通州高二期中)下列物质中，属于弱电解质的是(　　) A．CH3COONa B．KOH C．CO2 D．NH3·H2O 【答案】D 【解析】A项，CH3COONa是弱酸强碱盐，在水中完全解离为CH3COO-和Na，属于强电解质，A不符合题意；B项，KOH是强碱，在水中完全解离为K+和OH-，属于强电解质，B不符合题意；C项，CO2本身不直接解离，溶于水生成的H2CO3是弱电解质，但CO2本身属于非电解质，C不符合题意；D项， NH3·H2O在水中仅部分解离为NH4+和OH-，属于弱碱，是弱电解质，D符合题意；故选D。 【变式1-2】下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的分类，完全正确的是(　　) 选项 A B C D 强电解质 Fe NaCl CaCO3 HNO3 弱电解质 CH3COOH NH3 H3PO4 Fe(OH)3 非电解质 蔗糖 BaSO4 酒精 Cl2 【答案】C 【解析】铁是单质，既不是电解质也不是非电解质，故A错误；氨气是非电解质，本身不能电离出离子，硫酸钡是盐，属于强电解质，熔融状态完全电离，故B错误；氯气是单质，既不是电解质也不是非电解质，故D错误。 【变式1-3】下列事实能证明MOH是弱碱的有(　　) ①0.1 mol·L-1 MOH溶液可以使酚酞溶液变红 ②常温下，0.1 mol·L-1 MOH溶液中c(OH-)<0.1 mol·L-1 ③相同温度下，0.1 mol·L-1 MOH溶液的导电能力比0.1 mol·L-1 NaOH溶液的弱 ④等体积的0.1 mol·L-1 MOH溶液与0.1 mol·L-1盐酸恰好完全反应 A.①② B.②③ C.②④ D.③④ 【答案】B 【解析】①0.1 mol·L-1 MOH溶液可以使酚酞溶液变红，说明MOH是碱，不能说明MOH部分电离，则不能证明MOH是弱碱；②常温下，0.1 mol·L-1 MOH溶液中c(OH-)<0.1 mol·L-1，说明MOH部分电离，为弱碱；③相同温度下，0.1 mol·L-1 MOH溶液的导电能力比0.1 mol·L-1 NaOH溶液的弱，NaOH是强碱，则MOH部分电离，为弱碱；④等体积的0.1 mol·L-1 MOH溶液与0.1 mol·L-1盐酸恰好完全反应，说明MOH是一元碱，不能说明MOH部分电离，则不能证明MOH是弱碱。 题型02 电离方程式的书写 1．强电解质 完全电离，在写电离方程式时，用“===”。 2．弱电解质 部分电离，在写电离方程式时，用“”。 (1)一元弱酸、弱碱一步电离。 如CH3COOH：CH3COOH CH3COO－＋H＋，NH3·H2O：NH3·H2ONH＋OH－。 (2)多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并(其中以第一步电离为主) 如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO(主)，HCOH＋＋CO(次) (3)多元弱碱分步电离 (较复杂)，在中学阶段要求一步写出。 如Fe(OH)3：Fe(OH)3 Fe3＋＋3OH－。 【典例2】(2026·北京延庆高二期中)下列电离方程式书写正确的是( ) A．NH3·H2ONH4+ +OH- B．CH3COONaCH3COO-+Na+ C．H2CO3 2H++CO32- D．KOH K++OH- 【答案】A 【解析】A项，NH3·H2O是弱电解质，电离过程可逆，用可逆箭头且一步简写正确，A正确；B项，CH3COONa是强电解质，应完全电离，为CH3COONa=CH3COO-+Na+，B错误；C项，H2CO3是弱酸，应分步电离，H2CO3 H++HCO3-、HCO3- H++CO32-，C错误；D项，KOH是强电解质，应完全电离，KOH K++OH-，D错误；故选A。 【变式2-1】下列电离方程式书写正确的是(　　) A．NaHCO3Na＋＋H＋＋CO32- B．HFH＋＋F－ C．H2SO42H＋＋SO42- D．CH3COONH4H3COO－＋NH4+ 【答案】B 【解析】A、C、D项分别应为：NaHCO3===Na＋＋HCO，H2SO4===2H＋＋SO，CH3COONH4===CH3COO－＋NH。 【变式2-2】下列物质在水溶液中的电离方程式书写正确的是( ) A．NaHSO4：NaHSO4＝Na++H++SO42- B．H2CO32H++CO32－ C．醋酸：CH3COOH=H++CH3COO- D．KSCN：KSCN=K++S2-+CN- 【答案】A 【解析】A项，硫酸氢钠是强酸的酸式盐，在水溶液中完全电离为钠离子、氢离子和硫酸根离子，电离方程式为：NaHSO4＝Na++H++SO42-，A正确；B项，H2CO3是弱酸，应分步电离，第一步为H2CO3H++HCO3－，第二步为HCO3-H++CO32－，以第一步电离为主，则电离方程式为：H2CO32H++CO32－，B错误；C项，醋酸是弱酸，部分电离，电离方程式为：CH3COOHH++CH3COO-，C错误；D项，KSCN为可溶性盐，在水溶液中完全电离为钾离子、硫氰根离子，电离方程式为：KSCN=K++SCN-，D错误；故选A。 【变式2-3】在以下各种情形下，下列电离方程式的书写正确的是(　　) A．熔融状态下的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO B．H2CO3的电离：H2CO32H＋＋CO C．Fe(OH)3的电离：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ D．水溶液中的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋HSO 【答案】C 【解析】因为H2SO4是强酸，所以NaHSO4在水溶液中完全电离，其电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO；但HSO中各原子间靠共价键结合，因此熔融状态下HSO不能电离为H＋和SO，故熔融状态下NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋HSO，所以A、D选项均错误；H2CO3作为二元弱酸，不能完全电离，必须使用“”，且多元弱酸的电离分步进行，以第一步为主，其电离方程式为H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，因此B选项错误；Fe(OH)3是多元弱碱，通常以一步电离表示，故C选项正确。 题型03 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的概念 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到最大限度时，弱电解质分子电离成离子与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化的状态。 2．电离平衡的特征 3．电离平衡的可逆性 弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。 (1)弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且v电离=v结合≠0。 (2)溶液中电解质分子和电解质离子同时存在，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度保持不变。 2．电解质溶液中的守恒问题 (1)物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒(又称物料守恒)，如：0.1mol·L-1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1。 (2)电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数=负电荷总数。 【典例3】25℃时，向10 mL 0.1 mol/L醋酸溶液中加入蒸馏水，将其稀释到1 L后，下列说法中正确的是( ) A．CH3COOH的电离常数增大 B．c(CH3COOH)增大 C．c(OH―)增大 D．减小 【答案】C 【解析】醋酸溶液加入蒸馏水稀释时，溶液中醋酸、醋酸根离子和氢离子浓度减小，温度不变，醋酸的电离常数和水的离子积常数不变。A项，由分析可知，醋酸溶液稀释时，温度不变，电离常数不变，A错误；B项，由分析可知，醋酸溶液稀释时，溶液中醋酸浓度减小，B错误；C项，由分析可知，醋酸溶液稀释时，溶液中氢离子浓度减小，水的离子积常数不变，则溶液中氢氧根离子浓度增大，C正确；D项，由电离常数可知，溶液中：=，由分析可知，醋酸溶液稀释时，溶液中醋酸根离子浓度减小，电离常数不变，则溶液中和的值增大，D错误；故选C。 【变式3-1】3】在氨水中，NH3·H2O的电离达到平衡的标志是(　　) A．溶液呈电中性 B．溶液中无氨水分子 C．c(OH-)保持不变 D．溶液中N和OH-共存 【答案】C 【解析】任何溶液都呈电中性，据此不能判断NH3·N2O的电离是否达到平衡，A项错误；溶液中无氨水分子，说明NH3·H2O是强电解质，B项错误；溶液中c(OH-)保持不变，则溶液中c(NH3·H2O)和c(N)均不变，即达到了电离平衡，C项正确；N和OH-共存，只能说明NH3·H2O发生了电离，但无法确定是否达到电离平衡，D项错误。 【变式3-2】下列实验事实不能证明醋酸是弱电解质的是( ) A．常温下，测得0.1mol·L-1醋酸溶液的 B．常温下，将pH=1的醋酸溶液稀释1000倍，测得pH＜4 C．相同pH的醋酸溶液和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，产生H2的起始速率相等 D．在相同条件下，0.1 mol/L的醋酸溶液的导电性比0.1 mol/L的盐酸的导电性弱 【答案】C 【解析】A项，常温下，0.1 mol/L醋酸溶液的pH=4，说明醋酸未完全电离，证明其为弱电解质，A正确；B项，稀释pH=1的醋酸溶液1000倍后pH<4，说明稀释过程中醋酸继续电离，证明其为弱电解质，B正确；C项，相同pH的醋酸和盐酸与锌反应起始速率相等，仅说明两者初始c(H＋)相同，无法反映醋酸是否部分电离，不能证明醋酸是弱电解质，C错误；D项，0.1 mol/L醋酸导电性弱于同浓度盐酸，说明醋酸溶液中离子电荷浓度小，电离程度低，证明其为弱电解质，D正确；故选C。 【变式3-3】对室温下100mLpH=2的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是( ) A．加水稀释至溶液体积为1000mL，醋酸溶液的pH变为4 B．温度都升高20℃后，两溶液的pH不再相等 C．加水稀释至溶液体积为200mL后，两种溶液中c(OH―)都减小 D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气体积相同但盐酸更快 【答案】B 【解析】A项，醋酸是弱酸，稀释时电离度增大，稀释100倍(10 mL→1000 mL)后pH变化小于2个单位，实际pH＜4，A错误；B项，升温促进醋酸电离，H+浓度增加，pH降低；盐酸为强酸，H+浓度几乎不变，两溶液pH不再相等，B正确；C项，稀释酸溶液时，H+浓度降低，根据Kw=，c(OH―)会增大，C错误；D项，100mLpH=2的盐酸和醋酸，醋酸浓度更高，与足量锌反应最终产生H2体积更大，D错误；故选B。 题型04 影响电离平衡的因素 1．内因： 弱电解质本身的性质是决定因素。 2．外因因素： (1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。 (2)温度：温度越高，电离程度越大。 (3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。 (4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。 以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。 电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。 影响因素 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) pH 导电能力 升温(不考虑挥发) 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加冰醋酸 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加水稀释 正向 增大 减小 减小 增大 减弱 加CH3COONa固体 逆向 减小 减小 增大 增大 增强 通HCl气体 逆向 增大 增大 减小 减小 增强 加NaOH固体 正向 减小 减小 增大 增大 增强 加金属Zn 正向 减小 减小 增大 增大 增强 (2)由于电离过程吸热，升温，电离平衡正向移动；降温，电离平衡逆向移动。 (3)电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。 3．勒夏特列原理适用于电离平衡 (1)同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡逆向移动。 (2)酸或碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡逆向移动；加入NaOH，电离平衡正向移动。 (3)化学反应：当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向电离的方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的H+与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)减小，电离平衡正向移动。 【典例4】已知人体体液中存在如下平衡：CO2+H2OH2CO3H++HC，以此维持体液pH的相对稳定。下列说法错误的是(　　) A.静脉滴注大量生理盐水时，平衡向左移动 B.如果CO2进入血液，平衡向右移动 C.当强酸性物质进入体液后，平衡向左移动 D.当强碱性物质进入体液后，平衡向右移动 【答案】A 【解析】生理盐水为NaCl溶液，滴注大量生理盐水，血液被稀释，平衡向右移动，A项错误；如果CO2进入血液，CO2浓度增大，平衡向右移动，B项正确；当强酸性物质进入体液后，氢离子浓度增大使平衡向左移动，C项正确；当强碱性物质进入体液后，消耗氢离子，导致氢离子浓度减小，平衡向右移动，D项正确。 【变式4-1】稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ON+OH-。若要使平衡向左移动，同时使c(OH-)增大，应加入的物质或采取的措施是(　　) ①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热　⑥加入少量MgSO4固体 A.①②③⑤ B.③⑥ C.③ D.③⑤ 【答案】C 【解析】若在氨水中加入NH4Cl固体，c(N)增大，平衡向左移动，c(OH-)减小，①不符合；硫酸中的H+与OH-反应，使c(OH-)减小，平衡向右移动，②不符合；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH-)增大，平衡向左移动，③符合；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向右移动，但c(OH-)减小，④不符合；电离属于吸热过程，加热使平衡向右移动，c(OH-)增大，⑤不符合；加入少量MgSO4固体发生反应：Mg2++2OH-===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH-)减小，⑥不符合。 【变式4-2】H2S水溶液中存在电离平衡H2SH++HS-和HS-H++S2-。下列关于H2S溶液的说法正确的是(　　) A．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小 B．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 C．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子的浓度都减小 【答案】A 【解析】滴加新制氯水，发生反应Cl2+H2S=2HCl+S↓，平衡向左移动，溶液酸性增强，pH减小，A项正确；加水稀释，促进电离，但氢离子浓度减小，B项错误；通入二氧化硫发生反应2H2S+SO2=3S↓+2H2O，当SO2过量时溶液呈酸性，且亚硫酸的酸性比H2S强，故 pH减小，C项错误；加入CuSO4固体，发生反应CuSO4+H2S=H2SO4+CuS↓，溶液中c(H+)增大，D项错误。 【变式4-3】在稀氨水中存在下列平衡：NH3 + H2ONH3·H2ONH4++ OH— ，对于该平衡，下列叙述正确的是(　　) A．加入少量NH4Cl固体，平衡逆向移动，溶液的pH减小 B．通入少量氨气，平衡正向移动，c (NH3·H2O) 减小 C．加入少量NaOH固体，并恢复至室温，平衡逆向移动，NH3·H2O的电离平衡常数减小 D．加水稀释，NH3·H2O的电离程度及c ( OH— ) 都增大 【答案】A 【解析】A项，加入少量NH4Cl固体，导致溶液中铵根离子浓度增大，NH3·H2O的电离平衡逆向移动，氢氧根离子浓度减小，溶液的pH减小，A正确；B项，通入少量氨气，导致氨气与水的反应平衡正向移动，c(NH3·H2O)增大，B错误；C项，加入少量NaOH固体，并恢复至室温，NH3·H2O的电离平衡逆向移动，但NH3·H2O的电离平衡常数与温度有关，温度未变，平衡常数不变，C错误；D项，加水稀释，NH3·H2O的电离平衡正向移动，电离程度增大，但c(OH-)减小，D错误；故选A。 题型05 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 1．一元强酸和一元弱酸的比较 (1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项 目酸　　 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 (2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 2．加水稀释粒子浓度比值变化分析 (1)同一溶液、浓度比等于物质的量比。如HF溶液：。(由浓度比较变成物质的量比较) (2)将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：。(由两变量转变为一变量) 【典例5】(2026·北京师大附属实验中学高二检测)醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，下列叙述不正确的是( ) A．溶液加水稀释、加热、加入少量纯醋酸，均可使CH3COO-的物质的量增多 B．溶液中加入少量纯醋酸，平衡向右移动，电离程度减小 C．溶液加水稀释，不变 D．溶液加水稀释，溶液中的比值将减小 【答案】D 【解析】A项，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，加水稀释使平衡正移促进醋酸电离，使CH3COO-的物质的量增多；醋酸电离是吸热过程，加热使平衡正移，促进电离使CH3COO-的物质的量增多；加入纯醋酸虽使电离度减小，但总物质的量增加导致CH3COO-的物质的量增多，A正确；B项，加入纯醋酸增大反应物浓度，平衡右移，但电离程度减小，B正确；C项，稀释时温度不变，电离平衡常数不变，C正确；D项，溶液中存在电荷守恒： c(H+)=c(CH3COO－)+c(OH―)，可得。加水稀释， c(H+)减小，因此c(OH―)增大；同时也减小。故增大，比值也随之增大，D错误；故选D。 【变式5-1】(2026·北京清华大学附中高二期中)向10 mL氨水中加入蒸馏水，将其稀释倒2L，下列说法中不正确的是( ) A．NH3·H2O的电离程度增大 B．NH3·H2O的物质的量浓度减小 C．OH-数目增多，溶液碱性增强 D．增大 【答案】C 【解析】A项，稀释促进NH3·H2O电离，电离程度增大，A正确；B项，稀释后溶液体积增大，NH3·H2O的浓度必然减小，B正确；C项，OH⁻数目因电离程度增大而增多，但溶液体积增大更多，导致OH⁻浓度减小，碱性减弱，C错误；D项，稀释使c (OH-)减少，但电离常数不变，所以比值增大，D正确；故选C。 【变式5-2】醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH++CH3COO-。下列叙述不正确的是(　　) A．0.1 mol·L-1的CH3COOH 溶液加水稀释或加热均可使CH3COO-的物质的量增大 B．0.1 mol·L-1的CH3COOH 溶液加水稀释，c(CH3COO-)·c(H+) 减小 C．向0.1 mol·L-1CH3COOH溶液中加入少量纯醋酸，平衡向右移动，电离程度增大 D．0.1 mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中减小 【答案】C 【解析】A项，0.1 mol·L-1的CH3COOH 溶液加水稀释或加热，平衡正向移动，均可使CH3COO-的物质的量增大；B项，0.1 mol·L-1的CH3COOH 溶液加水稀释，c(CH3COO-)、c(H+)均减小，故c(CH3COO-)·c(H+)减小；C项，向0.1 mol·L-1CH3COOH溶液中加入少量纯醋酸，平衡向右移动，电离程度减小；D项，0.1 mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释，平衡正向移动，溶液中=减小。 【变式5-3】室温下，等体积等pH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，pH值随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是( ) A．Ⅱ线代表盐酸 B．水的电离度：c>d C．中和需NaOH的量：c>a D．b点的c(CH3COO－)和e点的c(Cl－)相等 【答案】D 【解析】A项，盐酸是强酸完全电离，醋酸是弱酸部分电离，等pH值的盐酸和醋酸，稀释时盐酸pH变化更大，Ⅰ是盐酸，Ⅱ是醋酸，A错误；B项，H+浓度越高，对水电离抑制越强，所以水的电离度c＜d，B错误；C项，盐酸是强酸完全电离，醋酸是弱酸部分电离，等pH值的盐酸和醋酸，醋酸的浓度大于盐酸，稀释相同倍数，醋酸的浓度依然大于盐酸，则中和需NaOH的量醋酸大，即a>c，C错误；D项，电荷守恒，b点c(CH3COO－)＞c(OH―)=c(H＋)，e点c(OH―)+ c(Cl－)=c(H＋)，两点pH值相同，c(H+)和c(OH-)均分别相等，所以D正确；故选D。 题型06 电离平衡常数及应用 1．电离平衡常数 (1)电离平衡常数表达式： 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。如： CH3COOH电离常数的表达式：Ka=； NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=。 (2)多元弱酸的分步电离 H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如： H2CO3H＋＋HCO，HCO3-H＋＋CO32-，所以Ka1＝，Ka2＝。 一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。 2．电离平衡常数的意义 (1)反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强。 (2)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1＞Ka2＞Ka3……，当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c(H+)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 3．电离平衡常数的影响因素 (1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数越小，反之，电离常数越大。 (2)外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。 4．电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q<K，平衡向电离方向移动。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 【典例6】(2026·北京大兴高二期中)由表中数据判断下列说法不正确的是( ) 弱酸 HNO2 HCN H2CO3 电离常数(25℃) 5.6×10-4 4.9×10-10 Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11 A．同物质的量浓度溶液的pH： Na2CO3＞NaNO2 B．过量的HCN与Na2CO3溶液混合：CO32-+HCNHCO3-+CN- C．NaHCO3溶液呈碱性的原因是存在平衡：HCO3-+H2OH2CO3+OH- D．Na2CO3溶液中存在：cNa＋＝2cCO32-＋2cHCO3-＋2cH2CO3 【答案】C 【解析】由表格的数据可知，酸性HNO2＞H2CO3＞HCN＞HCO3-。A项，Na2CO3对应的酸为HCO3-，NaNO2对应的酸为HNO2，根据越弱越水解的规律可知，Na2CO3的水解程度更大，故pH：Na2CO3＞NaNO2，A正确；B项，由于酸性H2CO3＞HCN＞HCO3-，过量的HCN与Na2CO3溶液反应的方程式为CO32-+HCNHCO3-+CN-，B正确；C项，H2CO3的Ka2=4.7×10-11，Kh2==≈2.22×10-8＞Ka2，因此NaHCO3溶液呈碱性的原因为HCO3-的水解程度大于电离程度，C错误；D项，Na2CO3溶液中由物料守恒可知c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]，D正确；故选C。 【变式6-1】下表是几种弱酸在常温下的电离平街常数： CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4 1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka1=9.1×10-8 Ka2=1.1×10-12 Ka1=7.5×10-3 Ka2=6.2×10-8 Ka3=2.2×10-13 则下列说法中不正确的是(　　) A．碳酸的酸性强于氢硫酸 B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C．常温下，加水稀释醋酸，增大 D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变 【答案】D 【解析】A项，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。弱酸的电离平衡常数越大，该酸的酸性就越强。由于碳酸的电离平衡常数Ka1=4.3×10-7比H2S氢硫酸的电离平衡常数Ka1= Ka1=9.1×10-8大，所以酸性：碳酸比氢硫酸的酸性强，A正确；B项，多元弱酸一级电离产生的氢离子会抑制二级电离，所以多元弱酸的二级电离程度远小于一级电离，故多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B正确；C项，醋酸是一元弱酸，在溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，加水稀释，使电离平衡正向移动，导致溶液中n(H+)有所增加，n(CH3COOH)减小，在同一溶液中，体积相同，所以加水稀释导致增大，C正确；D项，向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，二者发生中和反应，放出热量，使溶液的温度升高；升高温度，能够促进电解质的电离，使弱电解质电离平衡正向移动，导致其电离平衡常数增大，D错误；故选D。 【变式6-2】已知25℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表，下列叙述正确的是( ) 酸 醋酸 次氯酸 碳酸 亚硫酸 电离平衡常数 K a＝1.75×10－5 K a＝2.98×10－8 Ka1＝4.30×10－7 Ka2＝5.61×10－11 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7 A．25℃，等物质的量浓度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3 四种溶液中，碱性最强的是Na2CO3 B．将0.1 mol·L－1的醋酸加水不断稀释，所有离子浓度均减小 C．少量的SO2通入Ca(ClO)2溶液中反应的离子方程式为：SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－＝CaSO3↓＋2HClO D．少量CO2通入NaClO溶液中反应的离子方程式为：CO2＋H2O＋2ClO－＝CO32－＋2HClO 【答案】A 【解析】这四种盐都是强碱弱酸盐，溶液显碱性，酸性越弱，越水解，根据电离平衡常数，HCO3－的电离平衡常数最小，则CO32－的水解程度最强，碱性最强的是Na2CO3，A正确；醋酸加水稀释，促进电离，但是pH增大，根据水的离子积Kw=c(H＋)×c(OH－)，c(OH－)增大，B错误； HClO具有强氧化性，CaSO3中的＋4价S具有还原性，两者发生氧化还原反应，生成CaSO4，C错误；根据电离平衡常数，HClO的电离平衡常数大于HCO3－的，因此反应方程式：CO2＋H2O＋ClO－=HCO3－＋HClO，D错误。 【变式6-3】(2026·北京师大附属实验中学高二检测)电离常数是研究电解质在水溶液中行为的重要工具。现有HX、H2Y和H2Z三种酸，各酸及其盐之间不发生氧化还原反应，它们的电离常数如表所示。 酸 电离常数 HX Ka=10-9.2 H2Y Ka1=10-6.4，Ka2=10-10.3 H2Z Ka1=10-1.9，Ka2=10-7.2 下列说法正确的是( ) A．相同物质的量浓度的HX、H2Y和H2Z溶液，的关系：HX＜H2Y＜H2Z B． 0.1mol·L-1H2Z溶液中离子浓度的关系：c(H＋)＞c(Z2-)＞c(HZ-) C．Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式：HX+Y2-=HY-+X- D．用溶液中和相同、相同体积的H2Y、H2Z溶液，H2Z酸性强，消耗的NaOH多 【答案】C 【解析】弱酸的电离常数越大，酸性越强，由题给电离常数可知，酸性强弱顺序为：H2Z＞H2Y＞HZ-＞HX＞HY-。A项，由分析可知，三种酸的酸性强弱顺序为：H2Z＞H2Y＞HX，则相同物质的量浓度的三种酸溶液的pH大小顺序为：H2Z＜H2Y＜HX，A错误；B项，由电离常数可知，H2Z在溶液中分步电离，一级电离的电离程度远大于二级电离，所以0.1mol/LH2Z溶液中离子浓度的大小顺序为：c(H+)＞c(HZ-)＞c(Z2-)，B错误；C项，由分析可知，HX的酸性强于HY-，但弱于H2Y，由强酸制弱酸的原理可知，Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式为：HX+Y2-=HY-+X-，C正确；D项，由分析可知，H2Z的酸性强于H2Y，则pH相同的H2Z溶液的浓度小于H2Y，所以用氢氧化钠溶液中和相同pH、相同体积的H2Z、H2Y 溶液时，H2Y 溶液消耗氢氧化钠更多，D错误；故选C。 题型07 电离度 1．电离度的表示方法 弱电解质的电离度α可表示为：α＝×100% 2．电离度与电离平衡常数的关系 在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度无关，而电离度与初始浓度有关。 一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大。 3．电离平衡常数与电离度的有关计算 电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是平衡浓度。 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2，α= 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。 【典例7】下表是在相同温度下三种酸的一些数据， 下列判断正确的是( ) 酸 HX HY HZ 浓度(mol/L) 0.12 0.2 0.9 1 1 电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5 电离常数 Ka1 Ka2 Ka3 Ka4 Ka5 A．同温时，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度降低，电离度越大，且Ka1>Ka2>Ka3=0.01 B．室温时，NaZ 溶液中加水，则变小，若加盐酸，则变大 C．等物质的量浓度的NaX、NaY 和NaZ的三种溶液，其pH为：NaX＜NaY＜NaZ D．在相同温度下，Ka5>Ka4>Ka3 【答案】D 【解析】A项，K只受温度影响，相同温度下，同种弱酸的电离常数不随浓度的变化而变化，所以Ka1=Ka2=Ka3，故此选项错误；B项，室温时，若在NaZ溶液中加水，加酸促进水解,=，二者都为常数，比值也为常数，只随温度变化而变化，室温时，比值不变，故此选项错误；C项，由电离常数可知酸性HZ>HY>HX，酸越强，酸根离子水解程度越小，强碱弱酸盐的碱性越弱，所以pH为：NaX>NaY>NaZ，故此选项错误；D项，弱酸的电离度越大，酸越强，则电离常数越大，Ka5>Ka4>Ka3，故此选项正确。故选D。 【变式7-1】图中曲线，可以描述醋酸(曲线Ⅰ，Ka=1.8×10-5)和次磷酸(曲线Ⅱ，Ka=9×10-2)在水中的电离度与浓度关系的是( ) A．B．C．D． 【答案】B 【解析】电离度的影响因素是酸的浓度越大电离度越小，相同浓度时酸性越强电离度越大，故B项符合题意。 【变式7-2】25 ℃时，在0.5 L 0.2 mol·L-1的HA溶液中，HA的电离度为10%，则该温度下HA的电离平衡常数(单位为mol·L-1)约为( ) A．2.22×10-3 B．4.3×10-3 C．2.52×10-4 D．1×10-3 【答案】A 【解析】电离平衡三段式为： ，选项A与计算结果一致，其余选项均偏离正确值。故选A。 【变式7-3】，浓度为0.1mol·L-1的几种弱电解质的电离度a如下表所示。下列说法错误的是( ) 电解质 CH3COOH HF NH3·H2O A．，浓度为0.1mol·L-1 CH3COOH溶液的约为3 B．电离平衡常数Ka(CH3COOH)=Kb(NH3·H2O)约为10-6 C．NH4F溶液中离子浓度大小顺序为：c(F－)＞c(NH4+)＞c(H＋)＞c(OH-) D．CH3COONH4溶液呈中性，水电离产生的 c(H＋)＞10-7mol·L-1 【答案】B 【解析】A项，常温时，0.1mol·L-1 CH3COOH的电离度为1.0%，则电离产生的c(H＋)约为10-3mol·L-1，因此pH约为3，A正确；B项，，同理可求Kb(NH3·H2O)为10-5，B错误；C项，根据电离度判断，，因此NH4F溶液中铵根离子水解程度大于F-水解程度，导致溶液呈酸性，则离子浓度大小关系为：c(F－)＞c(NH4+)＞c(H＋)＞c(OH-)，C正确；D项，CH3COONH4溶液呈中性，因醋酸根离子与铵根离子水解均会促进水的电离，二者水解程度相当，导致水电离产生的 c(H＋)＞10-7mol·L-1 ，D正确；故选B。 13 / 16 学科网(北京)股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $